Энергетика химических процессов. Термохимия. Определение тепловых эффектов

Раздел химии, изучающий энергетические эффекты, сопровождающие химические процессы, направления и пределы их самопроизвольного протекания, называются химической термодинамикой.

Энергетика химических реакций позволит предсказать возможность химических и физико-химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах и установках.

Основные понятия и определения:

Система	- совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленная от окружающей среды
Термодинамические параметры	- величины, характеризующие энергетическое состояние системы (P,T,C,V)
Процессы: Изобарный Изохорный Изотермический Изобарно - изотермический	Процессы перехода системы из одного состояния в другое при: P =const V =const T= const;   P =const T= const;
Характеристические функции: - внутренняя энергия (U) - энтальпия (H) - энтропия (S) - энергия Гиббса / изобарно-изотермический потенциал/ (G)	- функции, характеризующие термодинамические свойства системы: - сумма всех видов энергии системы (энергия движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер и других частиц, внутриядерная и другие виды энергии) - энергосодержащие системы, включающее внутреннюю энергию и работу H= U+PV - мера неупорядоченности системы - свободная энергия системы при P, T= const, критерий самопроизвольного протекания химических реакций
Термохимия	- раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений
Термохимические уравнения	- уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты
Тепловой эффект химической реакции (энтальпия H)	- изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения; в изобарических условиях тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы
Стандартная энтальпия реакции H0	- тепловой эффект реакции при условии, что исходные вещества и продукты находятся в стандартном состоянии (P = 101,3 кПа, С = 1 моль/л)
Экзотермическая реакция	- реакция, протекающая с выделением теплоты ( H < 0, Q > 0); экзотермическими являются процессы кристаллизации, конденсации, перехода в аморфное состояние из кристаллического
Эндотермическая реакция	- реакция, протекающая с поглощением теплоты ( H> 0, Q < 0); эндотермическими являются процессы плавления, сублимации (переход твердого в газ), парообразования
Энтальпия (теплоты) образования ( Hобр.)	- тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при Т = 298К, Р = 101,3 КПа
Закон Гесса	- тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, то есть от числа и характера промежуточных стадий
Следствие из закона Гесса	- энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования веществ с учетом стехиометрических коэффециетов, например, тепловой эффект реакции СН4 + 2Н2О(г) = СО2 + 4 Н2 определяются по уравнению H=( Hобр СО2 + 4 Hобр Н2) – ( H СН4 + 2 Hобр Н2О(г))
Калориметрия	- экспериментальное определение тепловых эффектов с помощью определенных приборов - калориметров
Удельная теплоемкость ()	- количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1кг вещества на1 К
Самопроизвольные процессы	- процессы, протекающие без подвода энергии от внешнего источника
Термодинамическая вероятность системы(W)	- число микросостояний, посредством которых осуществляется данное макросостояние системы
Связь между G,H,S,T	G= H - T S, где H – энтальпийный фактор T S – энтропийный фактор
Условия самопроизвольного протекания химической реакции	G < 0 S >0

Пример 1. Исходя из теплоты образования газообразного диоксида углерода (_DН° = -393,5 кДж/моль) и термохимического уравнения

С (графит) + 2N₂О (г.) = СО₂ (г.) + 2N₂ (г.);_DН°= - 557,5 кДж, (1) вычислите теплоту образования N₂O (г.).

Решение. Обозначив искомую величину через х, запишем термохимическое уравнение образования N₂О из простых веществ:

N₂ (г.) + 1/2О₂ (г.) = N₂O (г.); _DН°= х кДж. (2)

Запишем также термохимическое уравнение реакции образования СО₂(г). из простых веществ:

С (графит) + О₂ (г.) = СО₂ (г.); Н°₂ = - 393,5 кДж. (3)

Из уравнений (2) и (3) можно получить уравнение (1). Для этого умножим уравнение (2) на два и вычтем найденное уравнение из (3). Имеем: С(графит) + 2N₂O(г.) = СО₂(г.) + 2N₂(г.);

_DН ° ₁= (-393,5 - 2х) кДж. (4)

Сравнивая уравнения (1) и (4), находим: -393,5-2х = -557,5, откуда х = 82,0 кДж/моль.

Пример 2. Вычислите тепловой эффект образования аммиака из простых веществ при стандартном давлении и 298 К по тепловым эффектам реакций:

2Н₂+О₂ = 2Н₂О(ж) + _DН°₁ (1)

4NH₃ +3О₂ = 6Н₂O(ж) +2N₂ + _DH°₂ (2)

_DН°₁, = -571,68 кДж, _DН°₂ = -1530,28 кДж.

Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необходимо определить:

1/2 N₂ + 3/2 H₂ = NH₃ +_DН° (3)

Н₂О (ж) и О₂ не входят в уравнение (3), поэтому, чтобы исключить их из уравнений (1) и (2), умножим уравнение (1) на 3 и вычтем из него уравнение (2):

6Н₂+ 3О₂ -4NН_з - 3О₂=6Н₂О(ж) +3_DН°₁ - 6Н₂О(ж) - 2N₂ - _DН°₂.(4)

После преобразования уравнения (4) и деления его на 4 получим: 3/2Н₂ + 1/2N₂ = NH₃ + (3_DН°₁ - _DН₂)/4 =
= [3 (-571,68) - (-1530,28)]/4 = -46,19 кДж/моль.

Следствие из закона Гесса:

Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.

При каждом суммировании следует учитывать, в соответствии с уравнением реакции, число молей участвующих в реакции веществ.